Rozdíl mezi 1s a 2s Orbital

Key Difference - 1s vs 2s Orbital
 

Atom je nejmenší jednotka hmoty. Jinými slovy, veškerá hmota je vyrobena z atomů. Atom se skládá ze subatomových částic, hlavně protonů, elektronů a neutronů. Protony a elektrony tvoří jádro, které se nachází ve středu atomu. Ale elektrony jsou umístěny v orbitálech (nebo energetických hladinách), které jsou umístěny mimo jádro atomu. Je také důležité si uvědomit, že orbitaly jsou hypotetické pojmy, které se používají k vysvětlení nejpravděpodobnější polohy atomu. Jádro obklopují různé orbitaly. Existují také suborbitály, jako jsou s, p, d, f atd. Sub-orbitál je sférický tvar, když je považován za 3D strukturu. Orbitál má nejvyšší pravděpodobnost nalezení elektronu kolem jádra. Sub-orbitál je opět označen jako 1s, 2s, 3s atd. Podle úrovně energie. Klíčový rozdíl mezi 1 a 2 s orbitální je energie každého orbitálu. 1s orbital má nižší energii než 2s orbital.

OBSAH
1. Přehled a klíčový rozdíl
2. Co je to 1s Orbital
3. Co je to Orbitální 2s
4. Porovnání bok po boku - 1s vs 2s Orbital
5. Shrnutí

Co je to 1s Orbital?

1s orbital je orbitál, který je nejblíže jádru. Má mezi ostatními orbitaly nejnižší energii. Je to také nejmenší kulový tvar. Poloměr okružní dráhy je proto malý. V orbitálu mohou být pouze 2 elektrony. Konfigurace elektronů může být zapsána jako 1s¹, pokud je v orbitálu pouze jeden elektron. Pokud však existuje pár elektronů, lze jej napsat jako 1s². Pak se oba elektrony v orbitálním směru přesunou do opačných směrů kvůli odporu, ke kterému dochází v důsledku stejných elektrických nábojů obou elektronů. Pokud existuje nepárový elektron, nazývá se paramagnetický. Je to proto, že jej může přitahovat magnet. Ale pokud je orbitál naplněn a je přítomen pár elektronů, nemohou být elektrony přitahovány magnetem; toto je známé jako diamagnetické.

Co je to 2s Orbital?

Orbitál 2s je větší než orbitál 1s. Jeho poloměr je tedy větší než poloměr orbitálu 1s. Je to další skříň orbitální k jádru po 1s orbitální. Jeho energie je vyšší než 1 s orbitální, ale je nižší než ostatní orbity v atomu. 2s orbital také mohou být vyplněny pouze jedním nebo dvěma elektrony. Ale 2s orbitál je naplněn elektrony až po dokončení 1s orbitálu. Tomu se říká Aufbauův princip, který udává pořadí elektronového plnění do sub-orbitálů.

Obrázek 01: 1s a 2s Orbital

Jaký je rozdíl mezi 1s a 2s Orbitalem??

1s vs 2s Orbital
1s orbitální je nejbližší orbitální k jádru.	2s orbitální je druhý nejbližší orbitální k jádru.
Energetická úroveň
Energie orbitálu 1s je nižší než energie orbitálu 2s.	2s má poměrně vyšší energii.
Poloměr orbitálu
Poloměr 1s orbitální je menší.	Poloměr 2s orbitální je poměrně velký.
Velikost orbitální
1s orbital má nejmenší sférický tvar.	2s orbitální je větší než 1s orbitální.
Elektronické plnění
Elektrony jsou nejprve naplněny v 1s orbitálu.	2s orbitál je vyplněn až po dokončení elektronů v 1s orbitále.

Shrnutí - 1s vs 2s Orbital

Atom je 3D struktura obsahující jádro ve středu obklopené různě tvarovanými orbitaly různých energetických úrovní. Tyto orbity jsou opět rozděleny do sub-orbitálů podle nepatrných energetických rozdílů. V těchto energetických úrovních jsou umístěny elektrony, což je hlavní subatomická částice atomu. Sub-orbitaly 1s a 2s jsou nejblíže jádru. Hlavní rozdíl mezi 1s a 2s orbitaly je rozdíl jejich energetické úrovně, což je, 2s orbitální je vyšší energetická úroveň než 1s orbitální.

Odkaz:
1. Libretexty. "Atomové orbitaly." Chemie LibreTexts. Libretexts, 3. listopadu 2015. Web. 26. května 2017. .
2. Atomy, elektrony a orbitaly. N.p., n.d. Web. 26. května 2017. .

Obrázek se svolením:
1. „S orbitaly“ (oříznuté) Od nadace CK-12 - Soubor: High School Chemistry.pdf, strana 265 (CC BY-SA 3.0) přes Commons Wikimedia